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PARTE II
ESTRUTURA ATÔMICA
1. Histórico
Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria seria constituída de elementos indivisíveis. Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo acreditavam que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, ou seja, ela teria um limite com a característica do todo. Este limite seriam partículas bastante pequenas, que não poderiam ser divididas. Eles chamaram estas partículas de átomos (A = não e TOMOS = partes // ÁTOMOS = indivisível).
Aristóteles e Platão acreditavam que poderíamos dividir uma porção qualquer da matéria até chegarmos a uma partícula que não possa mais ser dividida, portanto, não poderia haver partículas indivisíveis (idéia da continuidade da matéria).
Essas duas escolas filosóficas gregas que incitaram o homem a pesquisa da matéria, mas com um pequeno problema, na época dos gregos, tudo era feito filosoficamente, sem provas experimentais, apenas na retórica. Como você já dever estar imaginando, as idéias destes filósofos não foram universalmente aceitas. Aliás, até mais ou menos 1600, as idéias sobre a continuidade da matéria eram as mais aceitas.
Cerca de 2.200 anos mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de entidades carregadas e buscaram outros modelos atômicos.
Entre os séculos XVII e XVIII um grande número de informações começou a ser obtido experimentalmente, entretanto, estes experimentos eram rudimentares e, portanto, havia a necessidade de observações mais cuidadosas e medidas mais exatas.
No início do século XIX, acreditava-se que haviam diferenças fundamentais entre os elementos compostos e misturas.
Em 1785, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), um químico francês, descobriu a Lei de Conservação das Massas, que recebeu o nome de Lei de
Lavoisier em homenagem ao seu criador.
Lavoisier fez inúmeras experiências nas quais pesava as substâncias participantes, antes e depois da reação. Ele verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado, sendo assim, concluiu que a soma total das massas das espécies envolvidas na reação (reagentes), é igual à soma total das massas das substâncias
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produzidas pela reação (produtos), ou seja, num sistema fechado a massa total permanece constante.
"Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma".
Exemplo: Quando um pedaço de ferro (Fe) é abandonado ao ar, vai se "enferrujando", ou seja, vai sofrendo uma reação química. Se compararmos a massa do ferro inicial com a do ferro "enferrujado", notaremos que esse último tem massa maior. O que acontece é que os reagentes dessa reação química são ferro (sólido) e material gasoso (proveniente do ar).
massa do ferro + massa dos gases (ar) = massa do ferro "enferrujado"
O sistema inicial é constituído por ferro e ar e o sistema final por ferro "enferrujado", o aumento de massa efetivamente não existiu.
Na verdade, é necessário utilizarmos sistemas fechados para verificar a Lei de Lavoisier.
A lei da composição definida, conhecida também como lei da composição constante ou lei das proporções definidas, descreve a mais importante propriedade de um composto, sua composição fixa. Por exemplo: em uma amostra de cloreto de sódio, 39,44% da massa total é sódio e 60,66% é cloro. Igualmente a água sempre consiste de 11,19% de hidrogênio e 88,91% de oxigênio, em massa.
Entretanto, estas leis não explicavam satisfatoriamente por que as massas eram conservadas durante uma transformação química e por que certos tipos de matéria pareciam ter a mesma composição.
2. Modelo atômico de Dalton
Acreditando nas leis de conservação das massas e da composição definida, John Dalton (1803), químico e físico, propôs um modelo de átomo onde pregava as seguintes idéias (Primeira tentativa de relacionar mudanças químicas a eventos que ocorrem a nível de átomos individuais):
Toda matéria é composta por átomos.
Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados e nem destruídos.
3 Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades.
As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
Compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea, indestrutível, indivisível e de carga elétrica neutra.
Usando estas idéias simples, Dalton fez com que as observações químicas da época parecessem muito razoáveis. Sua teoria, por exemplo, explicou com sucesso por que a massa é conservada nas reações químicas. (Se cada átomo tem sua própria característica e se os átomos são rearranjados, permanecendo inalterados durante uma reação química, então a massa total dos átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos.) A lei da
composição definida é também explicada com sucesso: se cada composto é
caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, então a composição de cada composto deve ser sempre a mesma.
Apesar de muitas das idéias básicas de Dalton serem aceitas hoje em dia, sabemos que os átomos não são indivisíveis, pois são formados de partículas ainda menores, e que, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um dado elemento não têm a mesma massa.
Dalton deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção entre um átomo e uma molécula. (Isto o levou a propor fórmulas incorretas para certos compostos).
Embora fundada em alguns princípios incertos, a teoria atômica de Dalton, por sua extraordinária concepção, revolucionou a química moderna. Esta idéia de átomo indivisível permaneceu até o fim do século XIX.
3. Modelo atômico de J. J. Thomson
Em 1896, H. Becquerel, descobriu que raios emitidos pelo urânio podem expor uma chapa fotográfica, mesmo que a chapa esteja protegida por um papel preto. Em 1898 Marie Curie e colaboradores isolaram polônio e radio, os quais emitem o mesmo tipo de radiação. Em 1899 sugeriram que átomos de substancias radioativas se desintegram quando emitem os raios, chamando então de radioatividade.
J. J. Thomson, em 1887, demonstrou que um feixe luminoso que deixa o cátodo, chamado de raios catódicos, consistia de feixes de carga negativa. Ele
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empregou um tubo de descarga de gás, contendo dois eletrodos, colocados em extremidades opostas, ligados a uma fonte de alta voltagem alta voltagem, que faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo (cátodo) para o eletrodo positivo (ânodo). Os raios catódicos são desviados por um campo de carga elétrica positiva, permitindo concluir que são constituídos por partículas de carga elétrica negativa que foram denominadas elétrons. Balanceando este feixe entre um campo elétrico e magnético, Thomson foi capaz de medir a razão carga-massa destas partículas: 1,7588x1011 C.kg-1.
A descoberta dos prótons: Sabendo que o cátodo emite radiações,
Goldstein efetuou experimentos a fim de determinar se o ânodo também emite. No interior de um tubo de Crookes foi colocado um cátodo perfurado. Do cátodo perfurado partem os elétrons ou raios catódicos (representados em vermelho), que se chocam contra as moléculas do gás (em azul claro) contido no interior do tubo. Com o choque, as moléculas do gás perdem um ou mais elétrons, originando íons positivos (em azul escuro) que repelidos pelo ânodo e
atraídos pelo cátodo. Os íons positivos atravessam os furos (RAIOS CANAIS) e
colidem com a parede do tubo de vidro, enquanto os elétrons são atraídos pelo ânodo e ao colidirem com a parede de vidro do tubo produzem fluorescência. Estes íons positivos foram chamados prótons.
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1890 – Ficou evidente para a maioria dos cientistas que os átomos consistem em uma parte carregada positivamente (prótons) e alguns elétrons, mas isto não estava claro.
1898 - Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.
A carga do elétron foi calculada por R. S. Mullikan, no experimento da gota de óleo, com o valor de 1,60x10–19C (onde C representa coulomb, a unidade SI para carga elétrica), bem como sua massa de 9,109389x10-28g (para o valor de carga atualmente aceito de 1,60217733x10-19 C.
4. Modelo Atômico de Rutherford
Rutherford (1914) propôs a existência de uma partícula constituinte do núcleo atômico, com massa 1837 vezes maior do que a do elétron, com uma carga igual em grandeza a do elétron, mas de sinal oposto (positivo).
1920 – Sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico deve-se a presenças de um número dessas partículas, denominadas prótons.
Rutherford concluiu que embora os prótons tivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não compõem sua massa.
1932 - James Chadwick descobriu o nêutron bombardeando núcleos de
átomos de Berílio com partículas alfa.
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A partícula eliminada ( ● ), ao atravessar um campo elétrico, não sofre desvio, permitindo concluir que a mesma não possui carga elétrica
(NÊUTRON) , e possui massa praticamente igual a do próton.
Hoje acreditamos que o núcleo dos átomos é composto por ambas as partículas: prótons e nêutrons, chamados núcleons.
Exceção: Núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio que contém um próton e nenhum nêutron.
1890 (Marie Curie) – Descoberta de que certos elementos são radioativos (emitem radiação de alta energia).
Há três tipos de radiação:
• partículas alfa (α) = carga positiva e massa >>> elétron • partículas beta (β) e
• R aios gama (ϒ).
Ruterford sabia que o polônio e o rádio eram emissores naturais de partículas alfa (α). A partir dessas informações idealizou a sua famosa experiência tentando provar que Thomsom estava certo em suas idéias sobre o átomo. A experiência consistia em bombardear uma lâmina fina de ouro com as partículas alfa emitidas pelo polônio. Para conseguir um feixe de partículas alfa, foi utilizado um anteparo de chumbo, provido de uma fenda, de maneira que só passassem pelo chumbo as partículas que incidissem na fenda. Tomou cuidado de colocar atrás da lâmina de ouro um outro anteparo tratado com sulfeto de zinco, que é uma substância que se ilumina quando uma partícula radioativa o atinge. Ele observou que a maioria das partículas α passavam diretamente através da chapa, sem desvio, mas algumas partículas α eram desviadas em grandes ângulos.
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Se a maioria das partículas a passava através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo devia consistir de carga negativa difusa de massa baixa (o elétron). Para que um pequeno número de desvios grandes das partículas a ocorresse, o centro ou núcleo do átomo deveria consistir de uma carga positiva densa.
A partir desta experiência Rutherford colocou para o meio científico as suas idéias. A idéia de Thomsom de que o átomo tem um núcleo com prótons e nêutrons foi mantida, mas com modificações estruturais importantes. Propôs que os
átomos seriam constituídos por um núcleo muito denso, carregado positivamente, onde se concentraria praticamente toda a massa. Ao redor desse centro positivo, ficariam os elétrons, distribuídos espaçadamente. Comparou seu modelo ao sistema solar, onde o Sol seria o núcleo, e os planetas, os elétrons.
O átomo nuclear
O átomo consiste de entidades positivas, negativas e neutras (prótons, elétrons e nêutrons).
Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.
Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons. A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos.
Carbono natural:
98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C
Massa média do C:
(0,9893)(12 u) + (0,01107)(13,00335 u) = 12,01u
Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons localizados fora do núcleo.
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Número de massa (A) = total de prótons e nêutrons no núcleo (A = p + n). Representação: ZXA
Ex: 8O16
5. Modelo atômico de Bohr
A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria.
A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade de 3,00 x 108 m/s.
As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água.
A freqüência (ʋ) de uma onda corresponde ao número de cristas (pontos altos) ou de calhas (pontos
baixos) que passam num dado ponto por segundo.
O comprimento da onda (λ) corresponde a distância entre cristas sucessivas.
Velocidade da onda (v): ʋλ = v
Como a velocidade de todas as ondas eletromagnéticas (velocidade da luz) é uma constante, no vácuo, ela é representada por c, logo:
ʋλ = c
Freqüência (ʋ):
Hertz (Hz) 1 Hz = 1 s-1
Comprimento de onda (λ):
Nanômetros (nm) = Espectro do visível Metros (m) = todos os outros espectros 1 nm = 10-9 m
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A luz decomposta é chamada de espectro, obtido ou sobre uma tela branca ou sobre uma chapa fotográfica. O emprego desta última mostrou que a luz solar, além das radiações visíveis, possuía componentes invisíveis, como os raios ultravioleta e os infravermelhos. Com efeito, fazendo-se incidir radiações na chapa fotográfica, parte de sua película sensível decompõe-se, ultrapassando a faixa do visível. Verificou-se que elementos químicos submetidos a altas temperaturas, emitem espectros de luz e que quanto mais elétrons este elemento tem, mais complicado é o seu espectro. Podemos supor que o espectro mais simples é o do Hidrogênio, pois é o elemento mais simples que existe e que, a partir daí, o espectro vai se complicando cada vez mais.
A luz branca é composta por uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas as freqüências no espectro do visível e pode ser separada usando um prisma ótico.
Figura 1
O espectro eletromagnético é composto por várias formas de energia radiante, tais como: luz visível, radiação infravermelha, radiação ultravioleta, ondas de rádio, microondas, raios X e outras formas que se deslocam via radiação eletromagnética. A figura 2 mostra o espectro de radiação eletromagnética.
10 Figura 2 Espectro eletromagnético.
Bohr admitiu que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através dele:
1º) absorção de energia da eletricidade pelos elétrons em seus átomos; 2º) liberação da energia absorvida em forma de luz.
A radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda. O elétron, em um átomo, não está livre para ter qualquer quantidade de energia. (Energia é quantizada)
Energia é quantizada
A energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certas quantidades específicas de energia, chamadas quantum (quantidade fixa).
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Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada: Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.
Século XX – Planck e Einstein mostraram que:
Todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como fótons.
Fótons – minúsculos pacotes de energia.
Cada fóton tinha uma energia proporcional à freqüência da radiação:
Efóton = hʋ,
onde h é a constante de Planck (6,63 x 10-34 J.s).
Bohr descreveu a origem do espectro de linhas: Um átomo tem um conjunto de níveis de
energia (energias quantizadas) disponível
para seus elétrons.
Cada nível de energia tem um número máximo de elétrons.
Normalmente um átomo encontra-se em seu estado fundamental (menor energia).
Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são excitados para um nível de maior energia. Alguns dos níveis de energia mais baixos ficam livres e o elétron pode retornar ao seu estado fundamental.
Espectros de linhas
A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de
monocromática.
A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua.
A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.
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Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.
Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.
Princípio da incerteza de Heisenberg
É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento de uma pequena partícula como o elétron.
Orbitais
Os orbitais correspondem a estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo.
Pode-se imaginar o orbital como um nível de energia.
O orbital é o lugar mais provável de se encontrar um elétron.
Spin eletrônico
Um elétron pode apresentar spin em qualquer das duas direções opostas.
Quando dois elétrons estão aos pares em um mesmo orbital seus spins estão em direções opostas, havendo uma compensação de forças magnéticas.
Dois elétrons com spins em direções opostas são ditos antiparalelos. Em um átomo dois elétrons podem ter spins paralelos (mesma direção) desde que estejam em orbitais diferentes.
13 Subcamadas
Em um átomo os orbitais são agrupados em conjuntos chamados subcamadas.
Em átomos no estado fundamental, quatro tipos de subcamadas são ocupadas por elétrons:
s, p, d e f
que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.
Camadas eletrônicas ou níveis de energia
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Todos os elétrons em uma dada camada estão na mesma distância média do núcleo.
As camadas são representadas pelo valor do número quântico principal, representado pela letra n e são designadas:
K, L, M, N, O, P etc
A camada mais próxima do núcleo será enumerada por n=1, a seguinte por n=2 etc.
Regra de Hund
Os elétrons numa mesma camada tendem a permanecer desemparelhados (em orbitais separados), com spins paralelos.
Procedimento de Aufbau
Método utilizado para a determinação das configurações eletrônicas no estado fundamental.
Os elétrons são adicionados sucessivamente de acordo com o diagrama abaixo:
15 Notação espectroscópica
É uma representação mais simples que mostra em cada orbital as
subcamadas ocupadas e introduz um índice para indicar o número de elétrons. H (Z = 1) : 1s1 He (Z = 2) : 1s2 Li (Z = 3) : 1s2 2s1 Be (Z = 4) : 1s2 2s2 B (Z = 5) : 1s2 2s2 2p1 C (Z = 6) : 1s2 2s2 2p2 N (Z = 7) : 1s2 2s2 2p3 O (Z = 8) : 1s2 2s2 2p4 F (Z = 9) : 1s2 2s2 2p5 Ne (Z = 10) : 1s2 2s2 2p6
Convenção Cerne do gás nobre
É uma simplificação frequentemente usada na representação de configurações eletrônicas.
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Os gases nobres (são gases a temperatura e pressão ambiente, com pouca tendência a reagir quimicamente) compreendem os elementos:
He (Z = 2), Ne (Z = 10), Ar (Z = 18), Kr (Z = 36), Xe (Z = 54) e Rn (Z = 86) Excetuando-se o He, as configurações eletrônicas dos demais gases nobres são semelhantes para a última camada: ns2np6
n = número quântico principal da camada mais externa.
A configuração para o He é: ns2 . Li (Z = 3) : [He] 2s1
O (Z = 8) : [He] 2s2 2p4 Na (Z = 11) : [He] 2s1 S (Z = 16) : [He] 3s2 3p4
Somente para átomos superiores ao Ca a camada M será completada pela adição de elétrons à subcamada d.
Ti (Z = 22) : [Ar] 3d2 4s2 Cr (Z = 24) : [Ar] 3d5 4s1 Co (Z = 27) : [Ar] 3d7 4s2 Zn (Z = 30) : [Ar] 3d10 4s2
Após a adição do sexto elétron no orbital p temos a configuração do Kr : ns2 np6 .
As partículas e as ondas
A propagação de ondas no espaço é bem diferente da propagação de partículas.
Ondas curvam-se no espaço perante obstáculos (difração) e ondas idênticas interferem superpondo-se e gerando figuras de interferência (construtiva ou destrutiva).
A propagação das partículas é bem diferente, elas deslocam-se seguindo trajetórias bem definidas.
Duas partículas que se encontram no espaço jamais produzem figuras de interferência.
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As trocas de energia dessas duas entidades são muito diferentes:
- a energia das ondas: se espalha no espaço e é continuamente cedida quando as frentes de onda interagem com a matéria.
- as partículas: trocam energia em colisões que ocorrem em pontos e instantes determinados.
Entretanto às vezes não se pode distinguir a propagação de uma onda daquela de um feixe de partículas.
(1924) Louis de Broglie sugeriu que os elétrons (partículas) poderiam ter propriedades ondulatórias baseando-se na simetria com a luz, ou seja, uma vez que a luz possuía propriedades ondulatórias e corpusculares, talvez a matéria também tivesse características de ondas e de partículas.
Broglie propõe que se assim como um fóton tem uma onda luminosa associada a ele, uma partícula material, por exemplo um elétron, tem uma onda associada que governa seu movimento, e uma vez que o universo é composto de matéria e radiação.
Tanto para a matéria como para a radiação, a energia total de uma entidade, E, está relacionada à freqüência da onda associada, l, com o seu movimento pela hipótese quântica de Planck,
ʋ = E => E = hʋ h
E é a energia do elétron, h é a constante de Planck.
A Eq. 2, fundamenta o conceito da dualidade onda-partícula, de que toda a partícula de matéria em movimento apresenta propriedades ondulatórias, uma vez que relacionava propriedades corpusculares (E e p) e ondulatórias (ʋ e λ).
18 Equação de onda
É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação matemática conhecida como equação de onda.
(1926) Schröndinger, escreveu uma equação de onda para descrever um elétron num átomo de hidrogênio.
Função de onda: cada solução da equação de onda de Schröndinger e
é representada por Ψ (psi).
O valor de Ψ corresponde a amplitude da onda do elétron.
Ψ2
: probabilidade de encontrar um elétron numa estreita região específica de espaço.
Números quânticos
Bohr, em sua teoria, precisou postular a existência dos números quânticos. Já na mecânica quântica, as soluções da equação de Schrödinger resultam em funções de quatro números quânticos:
(1) número quântico principal (n): representa os níveis de energia
principais do elétron e pode ser imaginado em termos de camadas no espaço nas quais é grande a probabilidade de encontrar um elétron com um valor particular de n.
Os valores de n são inteiros positivos (1, 2, 3, ...) sendo que n = 1 indica a camada mais próxima do núcleo.
Quanto maior for o valor de n, mais distante do núcleo se situa a camada e, por conseguinte, maior é o valor do número quântico principal do elétron e mais longe do núcleo se encontra o elétron (em média no tempo).
(2) número quântico azimutal (l): especifica a subcamada e, assim, a
forma do orbital. Pode apresentar valores inteiros de zero a n-1. l = 0 => subcamada s
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l = 2 => subcamada d l = 3 => subcamada f
(3) número quântico magnético (ml): fornece informações sobre a
orientação de um orbital no espaço.
O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias quantizadas na presença de um campo magnético.
O número de diferentes orientações possíveis de um orbital depende do valor de l de cada orbital.
Assumi valores inteiros no intervalo de –l a +l. l = 0 => ml = 0
l = 1 => ml = -1 0 +1 l = 2 => ml = -2 -1 0 +1 +2 l = 3 => ml = -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
(4) número quântico spin (ms): especifica dois possíveis sentidos de
rotação do elétron em torno de um eixo próprio, podendo assim apresentar dois valores: -1/2 ou + 1/2.
Note que dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital, mas se isso acontecer, os seus spins têm que ser opostos.
